Шпаргалка по "Химии"

Получающиеся при гидролизе хлора   и   могут взаимодействовать друг с другом, снова образуя хлор и воду, поэтому реакция не идет до конца; равновесие устанавливается, когда прореагирует приблизительно   растворенного хлора. Таким образом, хлорная вода всегда содержит наряду с молекулами   значительное количество соляной и хлорноватистой кислот.

Хлорноватистая кислота   — очень слабая кислота ( ), более слабая, чем угольная; соли ее называются гипохлоритами. Будучи весьма нестойким соединением, хлорноватистая кислота даже в разбавленном растворе постепенно распадается (см. ниже).

Хлорноватистая кислота  — очень сильный окислитель; ее образованием при взаимодействии хлора  с водой объясняются белящие  свойства хлора. Совершенно сухой хлор не белит, но в присутствии влаги  происходит быстрое разрушение красящих веществ образующейся при гидролизе  хлора хлорноватистой кислотой.

Если к хлорной воде прибавлять щелочь, то вследствие нейтрализации  хлорноватистой и соляной кислот равновесие в системе

сдвигается вправо; реакция  практически доходит до конца  и получается раствор, содержащий соли хлорноватистой и соляной кислот:

Тот же результат получится, если непосредственно пропускать хлор в холодный раствор щелочи

или в ионно-молекулярной форме:

Полученный таким путем  раствор солей хлорноватистой и соляной кислот применяется для беления; его белящие свойства обусловливаются тем, что гипохлорит калия легко разлагается уже при действии диоксида углерода, находящегося в воздухе, причем образуется хлорноватистая кислота:

Последняя и обесцвечивает красящие вещества, окисляя их.

Аналогичный раствор, содержащий гипохлорит натрия, получается при  пропускании хлора в раствор  гидроксида натрия. Оба раствора можно  получить электролизом растворов хлоридов калия или натрия, если дать возможность  выделяющемуся хлору реагировать  с образующимися при электролизе  щелочами (см, стр. 549).

При действии хлора на сухую  гашеную известь получается так  называемая белильная, или хлорная, известь. Главной ее составной частью является соль  , образующаяся согласно уравнению:

Этой соли отвечает структурная  формула  , согласно которой   следует рассматривать как смешанную соль соляной и хлорноватистой кислот.

Хлорная известь представляет собой белый порошок с резким запахом и обладает сильными окислительными свойствами. Во влажном воздухе под  действием диоксида углерода она  постепенно разлагается, выделяя хлорноватистую кислоту:

При действии на хлорную  известь соляной кислоты выделяется хлор:

Хлорная известь применяется  для отбелки растительного волокна (тканей, бумаги) и для дезинфекции.

В растворе хлорноватистая кислота испытывает три различных  типа превращений, которые протекают  независимо друг от друга:

Изменяя условия, можно добиться того, что реакция пройдет практически  нацело по какому-нибудь одному направлению.

Под действием прямого  солнечного света и в присутствии  некоторых катализаторов или  восстановителей разложение хлорноватистой кислоты протекает согласно уравнению (1).

Реакция (2) идет в присутствии  водоотнимающнх средств, например  . В результате реакции получается оксид  (хлорноватистый ангидрид)  , представляющий собой крайне неустойчивый желто-бурый газ с запахом, похожим на запах хлора.

Распад   согласно реакции (3) особенно легко идет при нагревании. Поэтому, если пропускать хлор в горячий раствор гидроксида калия, то вместо   сразу получается  :

Продуктами реакции являются хлорид калия и хлорит калия   — соль хлорноватой кислоты  . Поскольку хлорат калия (или бертолетова соль) мало растворим в холодной воде, то при охлаждении раствора он выпадает в осадок.

Соответствующая хлоратам хлорноватая  кислота известна только в виде водного  раствора с концентрацией не выше  . Она проявляет свойства сильной кислоты (приблизительно равной по силе   и  ) и сильного окислителя. Так, концентрированные ее растворы воспламеняют дерево.

В противоположность свободной  , у хлоратов окислительные свойства в растворе выражены слабо. Большинство из них хорошо растворимы в воде; все они ядовиты. Наибольшее применение из хлоратов находит  , который при нагревании легко разлагается. В присутствии   (в качестве катализатора) разложение в основном протекает согласно уравнению:

С различными горючими веществами (серой, углем, фосфором)   образует смеси, взрывающиеся при ударе. На этом основано его применение в артиллерийском деле для устройства запалов. Хлорат калия употребляется в пиротехнике для приготовления бенгальских огней и других легко воспламеняющихся смесей. Главный же потребитель хлората калия — спичечная промышленность. В головке обычной спички содержится около  .

Ангидрид хлорноватой  кислоты неизвестен. При действии концентрированной серной кислоты   вместо него выделяется желто-бурый газ с характерным запахом — диоксид (или двуокись) хлора  . Это очень неустойчивое соединение, которое при нагревании, ударе или соприкосновении с прочими веществами легко разлагается со взрывом на хлор и кислород.

Диоксид хлора применяют  для отбелки или стерилизации различных материалов (бумажной массы, муки и  ).

При взаимодействии   с раствором щелочи медленно протекает реакция

с образованием солен двух кислот — хлорноватой   и хлористой  .

Хлористая кислота мало устойчива. По силе и окислительной активности она занимает промежуточное положение  между  и  . Соли   хлориты используются при отбелке тканей.

При осторожном нагревании хлората калия без катализатора его разложение протекает в основном согласно схеме:

Образующийся перхлорат  калия   очень мало растворим в воде и поэтому может быть легко выделен.

Действием концентрированной  серной кислоты на   может быть получена свободная хлорная кислота  , представляющая собой бесцветную, дымящую на воздухе жидкость.

Безводная   малоустойчива и иногда взрывается при хранении, но ее водные растворы вполне устойчивы. Окислительные свойства   выражены слабее, чем у  , а кислотные свойства— сильнее. Хлорная кислота — самая сильная из всех известных кислот.

Соли  , за немногими исключениями, к которым относится и  , хорошо растворимы и в растворе окислительных свойств не проявляют.

Если нагревать хлорную  кислоту с  , отнимающим от нее воду, то образуется оксид  , или хлорный ангидрид, 

Оксид   - маслянистая жидкость, кипящая с разложением при  . При ударе или при сильном нагревании   взрывается.

Изменение свойств в ряду кислородных кислот хлора можно  выразить следующей схемой:

С увеличением степени  окисленности хлора устойчивость его кислородных кислот растет, а их окислительная способность уменьшается. Наиболее сильный окислитель — хлорноватистая кислота, наименее сильный — хлорная кислота.

Напротив, сила кислородных  кислот хлора возрастает с увеличением  его степени окисленности. Из всех гидроксидов хлора самая слабая кислота — хлорноватистая, самая сильная — хлорная. Такая закономерность — усиление кислотных свойств гидроксида  , соответственно, ослабление его основных свойств) с ростом степени окисленности элемента характерна не только для хлора, но и для других элементов. В первом приближении эту закономерность можно объяснить, рассматривая все химические связи в молекулах гидроксидов как чисто ионные.

На рис. 108 схематически изображена часть молекулы гидроксида  , составленная из  -зарядного иона  , иона кислорода   и иона водорода (протона)  . Диссоциация этой части молекулы на ионы может происходить либо с разрывом связи   (в результате чего отщепляется  ), либо с разрывом связи   (что приводит к отщеплению иона  ); в первом случае гидроксид будет проявлять свойства основания, во втором — свойства кислоты.

Каждый из возможных путей  диссоциации гидроксида будет осуществляться тем легче, чем слабее связь между  соответствующими ионами. При возрастании  степени окисленности элемента   увеличится заряд иона  , что усилит его притяжение к иону   и тем самым затруднит диссоциацию гидроксида по типу основания.

Рис. 108. Ионная схема фрагмента  молекулы гидроксида 

Вместе с тем усилится взаимное отталкивание одноименно заряженных ионов   и  , что облегчит диссоциацию по кислотному типу. Таким образом, с увеличением степени окисленности элемента усиливаются кислотные свойства и ослабевают основные свойства образуемого этим элементом гидроксида.

Увеличение радиуса иона   при неизменном его заряде приведет к возрастанию расстояний между центром этого иона и центрами ионов   и  . В результате взаимное электростатическое притяжение ионов   и   станет более слабым, что облегчит диссоциацию по основному типу; одновременно уменьшится взаимное отталкивание ионов   и  , так что диссоциация по кислотному типу затруднится. Следовательно, с возрастанием радиуса иона элемента (при неизменном его заряде) усиливаются основные свойства и ослабляются кислотные свойства образуемого этим элементом гидроксида. Примером проявления этой закономерности может служить изменение констант кислотной диссоциации в ряду  .

Разумеется, предположение  о чисто ионной природе химических связей в молекулах гидроксидов  является весьма грубым. В действительности связь   имеет преимущественно ковалентный характер, а связь   можно считать близкой к ионной только для щелочных металлов. Кроме того, изложенная трактовка кислотно-основных свойств гидроксидов не учитывает особенностей взаимодействия ионов   и   с молекулами растворителя (воды). Поэтому рассмотренная схема влияния заряда и размеров иона   на характер диссоциации молекулы   не может служить основой для количественной оценки кислотноосновных свойств гидроксидов. Однако при сопоставлении кислотно-основных свойств различных гидроксидов, образуемых данным элементом в разных состояниях его окисленности, или при сопоставлении свойств аналогичных гидроксидов, образуемых элементами одной и той же подгруппы периодической системы, эта схема в большинстве случаев приводит к правильным качественным выводам.

Кислородные соединения брома  и иода. Растворы бромноватистой (НОВг) и иодноватистой (HOI) кислот могут быть получены, подобно хлорноватистой кислоте, взаимодействием соответствующих галогенов с водой

причем в ряду   равновесие все в большей степени смещается влево.

При переходе от   к НОВг и HOI устойчивость и окислительная активность кислот уменьшаются. По этому же ряду ослабляются и кислотные свойства (см. выше). Иодноватистая кислота HOI является уже амфотерным соединением, у которого основные свойства несколько преобладают   кислотными.

Бромноватую   и йодноватую   кислоты можно получить путем окисления бромной или йодной воды хлором:

Бромноватая кислота очень похожа по свойствам на  , а окислительные и кислотные свойства   выражены значительно слабее.

Иодноватая кислота представляет собой бесцветные кристаллы, вполне устойчивые при комнатной температуре. При осторожном нагревании ее до   можно получить порошок оксида  , или йодноватого ангидрида —  :

Йодноватый ангидрид проявляет  окислительные свойства, а при  нагревании выше   распадается на   и кислород.

До недавнего времени  считали, что бром не образует соединений, в которых его степень окисленности равна семи. Однако в 1968 г. путем окисления   были получены перброматы и соответствующая им бромная кислота  . Наилучшим окислителем оказался  :

О свойствах бромной кислоты  и ее солей пока известно мало. Напротив, йодная кислота   и ее соли (периодаты) хорошо изучены.

Сама кислота может  быть получена действием иода на 

или электролизом раствора  :

Из раствора йодная кислота  выделяется в виде бесцветных кристаллов, имеющих состав  . Этот гидрат следует рассматривать как пятиосновную кислоту   (ортоиодную), так как в нем все пять атомов водорода могут замещаться металлами с образованием солей (например,  ). Йодная кислота — слабая, но более сильный окислитель, чем  .

Оксид иода (VII)   не получен.

6.